Читать книгу Fachbegriffe der Chemie - Michael Wächter - Страница 17

1 Die Massem einer Stoffportion gibt an, wie groß ihr Gewicht ist (im Vergleich zu 1 kg bzw. dem Gewicht von einem Liter Wasser bei +4°C)

2 Die Stoffmengen einer Stoffportion gibt an, wie groß sie hinsichtlich der chemischen Wertigkeit/Bindungs- und Reaktionsfähigkeit ist (im Vergleich zu 1 MolKohlenstoff, das sind 12 Gramm 12C-Kohlenstoff: Eine Stoffportion von 1 mol enthält 6,023  1023 Teilchen)

3 Das VolumenV einer Stoffportion gibt an, welchen Rauminhalt eine Stoffportion einnimmt (im Vergleich zu einem Liter = 1 dm3)

4 Die Dichte  einer Stoffportion ergibt sich, indem man ihre Masse m durch ihr Volumen V dividiert:  = m / V.

5 Die Grundgesetze der Chemie beschreiben, wie sich Massen oder Stoffmengen von Stoffen verhalten, die miteinander reagieren. (Vgl. Kapitel 3 oben)

6 Die Gasgesetze beschreiben, wie sich die Zustandsgrößen Druck p, Temperatur T, Volumen V und Stoffmenge n (oder Masse m oder Teilchenzahl N) in einer Gasportion verhalten, wenn man eine dieser Größen verändert.

Beispiel: Einzelne Gasgesetze sind:

a) Nach Avogadro: V ~ n (bei p, T = const.)

p ₁ •V ₁ = p ₂ •V ₂ T ₁ T ₂

b) Nach Boyle-Mariotte: p • V = const.(bei n, T = const.)

c) Nach Gay-Lussac: p ~ T (bei n, V=const.), V ~ T (bei n, p=const.)

Das Gesetz von Gay-Lussac besagt, dass das Verhältnis von Volumen und Temperatur einer Gasportion bei konstantem Druck immer gleich groß ist. Daraus folgt, dass sich ein Gas bei Abkühlung zusammenzieht – und dass bei etwa -273°C das Volumen auf null schrumpft („Absoluter Nullpunkt“ der thermodynamischen Temperatur, null Kelvin 0 K),. Wie die folgende Abbildung zeigt (Bildquelle: Johannes Schneideer, wikimedia commons, über: https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Ermittlung_des_absoluten_Nullpunktes_mit_dem_Gesetz_von_Gay-Lussac.svg):

1 Die ideale Gasgleichungp V = n R Tist eine Größengleichung. Sie ermöglicht es, die Stoffmenge einer Gasportion in Abhängigkeit der Zustandsgrößen Druck, Volumen und Temperatur mit Hilfe der allgemeinen Gaskonstante R zu berechnen. (allg. Gaskonstante R = (pV)/(nT) = 8,314 J/molK)

2 Der Gesamtdruck eines Gasgemisches ist die Summe der Teil- / Partialdrücke der einzelnen Gase (Dalton’sches Gesetz).

3 Der Partialdruck eines Gases ist der Druck, der im Volumen des Gasgemisches herrschen würde, wenn dieses Gas sich hierin allein befände. Er ist zugleich ein Maß für dessen Stoffmengenanteil im Gemisch.

Hinweis: Er kann deshalb in die Gleichungen nach dem Massenwirkungsgesetz MWG einbezogen werden. In Lösungen und anderen Stoffgemischen können Anteile und Konzentrationen dabei in folgenden Größen angegeben werden:

Massenanteil w(X) = m(X) : m(Lsg) in: g / kg^-1 Volumenanteil (X) = V(X) : V(Lm) + V(X) in: mL  L^-1 Stoffmengenanteil (X) = n(X) : n(Lm) + n(X) in: mmol  mol^-1 Massenkonzentration (X) = m(X): V(Lsg) in: kg  L^-1 Volumenkonzentration (X) = V(X) : V(Lsg) in: L  L^-1 Stoffmengenkonzentration c(X) = n(X) : V(Lsg) in: mol  L^-1 Massenverhältnis (X) = m(X) : m(Lm) in: g  kg(Lm)^-1 Volumenverhältnis (X) = V(X) : V(Lm) in: mL  L(Lm)^-1 Stoffmengenverhältnis r(X) = n(X) : n(Lm) in: mmol  mol(Lm)^-1.

1 Ein Mol eines idealen Gases nimmt ein Molares Volumen von Vm,n = 22,4 L/mol ein (bei Normalbedingungen p0=1013 hPa, T0 = 273 K), es gilt das Allgemeine Gasgesetz (Merksatz 116): p • V = n • R • T mit R = 8,314 (hPa•L)/(mol•K).

Hinweis: Reale Gase folgen stattdessen der van-der-Waals Gleichung und weisen einen Kompressibilitätsfaktor ungleich Eins auf: (p • V) / (R • T) ≠ 1 (bei n=1 mol), denn es herrschen intermolekulare Anziehungskräfte und Molekülvolumina. Reale Gase weisen daher zwei Kritische Daten auf. Die Kritische Temperatur T _krit. Ist die Temperatur, oberhalb der eine Gasverflüssigung durch Druckerhöhung unmöglich ist, und der Kritische Druckp _krit. ist der Mindestdruck, der zur Gasverflüssigung bei T _krit. erforderlich ist.

1 Thermodynamik ist die Lehre der energetischen Erscheinungen bei chemischen Reaktionen. (Hierzu gehören Wärme, elektrische Arbeit und Volumenarbeit bei Stoffumwandlungen in offenen, geschlossenen und isolierten Systemen, d.h. mit und ohne Energie- bzw. Stoffaustausch mit der Umgebung).

2 Die Aktivierungsenergie ist die Energiemenge, die einem Stoffgemisch zugefügt werden muss, damit dessen Reaktion in Gang kommt.

3 Eine exotherme Reaktion setzt aus einem Reaktionsgemisch Wärmeenergie frei (Umwandlung chemischer Energie in Reaktionswärme):Bei einer endothermen Reaktion wird Wärmeenergie vom Reaktionsgemisch aufgenommen (Umwandlung von Wärmeenergie in chemische Energie).

4 Eine Gleichgewichtsreaktion ist eine Stoffumwandlung, die gleichzeitig in zwei Richtungen verlaufen kann: A + B AB (auch: AB + CD AC + BD u.ähn.)Beispiel: Wenn Essigsäure CH3COOH und Ethanol C2H5OH zu Wasser und dem Aromastoff Essigsäure-Ethylester CH3COO-C2H5 reagieren, dann verläuft die Reaktion nach folgender Reaktionsgleichung: CH3COOH + C2H5OH CH3COO-C2H5 + H2O.

5 Im chem. Gleichgewicht läuft die Hin- und Rückreaktion im Gemisch gleichschnell, es gilt das Massenwirkungsgesetz (MWG): Das Verhältnis aus dem Produkt der Konzentration cder Reaktionsprodukte zum Produkt der Ausgangsstoffkonzentrationen bleibt gleich (ist konstant; Symbol der Konstante: KMWG): c(Produkte) KMWG = c(Edukte)Beispiel:Für die Reaktion A + B AB gilt das MWG: c(AB) KMWG = c(A) x c(B)

Für die Reaktion „Esterbildung“ (Gleichung: CH₃COOH + C₂H₅OH CH₃COO-C₂H₅ + H₂O) ist das Verhältnis K_MWG aus dem Produkt der Ester- und Wasserkonzentrationen c(Ester) • c(Wasser) und dem Produkt der Essigsäure- und Ethanolkonzentrationen c(Essigsäure) • c(Ethanol) bei konstanter Temperatur (hier: + 25°C) in dem Reaktionsgemisch stets gleichgroß:

c(Ester) • c(Wasser) K_MWG = c(Essigsäure) • c(Ethanol) = 4 .

Für die Rückreaktion ( Spaltung des Esters in Essigsäure und Ethanol) ergibt sich der Kehrwert:

c(Essigsäure) • c(Ethanol)

K_MWG = c(Ester) • c(Wasser) = 0,25 = ¼ .

1 In einem Lösungsgleichgewicht herrscht zwischen dem Bodensatz ungelösten Feststoffes MA und der gesättigter Lösung mit der Sättigungskonzentration der Ionen M+ und A- ein Gleichgewichtszustand. Das Löslichkeitsprodukt KL eines Salzes MA im Hinblick auf den Lösevorgang MA(s) M+(aq) + A-(aq) beträgt dann: KL(MA) = c(M+(aq)) x c(A-(aq)).

2 In einem Säure-Base-Gleichgewicht HA+H2O A- + H3O+ berechnet sich der pKs-Wert als Maß für die Säurestärke nach dem Massenwirkungsgesetz (bei c(H2O)=konst.) nach folgenden Gleichungen:

c(H₃O⁺) x c(A^-) K_S = c(HA) (Säurekonstante K_S) und: pK_S = - lg K_S .

Hinweis: Je kleiner der pKs-Wert ist, desto stärker ist die Säure (vgl. Merksatz 84). Analog gibt es auch eine Basenkonstante K _B und einen pK _B -Wert für die Basenstärke.

1 Katalyse ist ein Vorgang, bei dem ein Stoff (Katalysator) eine chemische Reaktion ermöglicht oder beschleunigt, ohne selbst bei dieser Stoffumwandlung/Reaktion verbraucht zu werden (z.B. durch Erniedrigung der erforderlichen Aktivierungsenergie oder Verschiebung des chemischen Gleichgewichtes).

2 Die innere Energie Ueines stofflichen Systems besteht aus der thermischen Energie (ungerichtete Bewegung der Moleküle), der chemischen Bindungsenergie zwischen den Atomen (und den Wechselwirkungen mit elektrischen und magnetischen Dipolen) sowie der Potenziellen Energie der Atomkerne. Sie nimmt mit der Temperatur zu.

3 Die VolumenarbeitpVist die Arbeit W, die vom System gegen den Außendruck p verrichtet wird, um ein zusätzliches Volumen V einnehmen zu können.

4 EnthalpieHist die Wärmeenergiemenge, die von einer bestimmten Stoffmenge eines Reaktionsgemisches bei gleichbleibendem Druck freigesetzt wird.

Hinweise: Die molare Reaktionsenthalpie  _R H _m ist der Quotient aus der Enthalpie(änderung)  _R H eines bei konstantem Druck reagierenden Systems und der Stoff-/Objektmenge der Formelumsätze. Eine negative molare Reaktionsenthalpie kennzeichnet exotherme Reaktionen: Die Innere Energie U des Systems nimmt ab. Eine positive molare Reaktionsenthalpie kennzeichnet endotherme Reaktionen.

1 Erster Hauptsatz der Thermodynamik (Energieerhaltungssatz): In einem abgeschlossenen System bleibt die Energie konstant, bei umkehrbaren (reversiblen)ebenso wie bei irreversiblen Prozessen.

1 Die Entropie ist das Maß an Wahrscheinlichkeit, in dem sich ein Reaktionsgemisch befindet, wobei der angestrebte Zustand niedrigster Ordnung (größter Unordnung) der Wahrscheinlichste ist (z.B. größtmögliche Teilchenzahl).

Hinweise: Zur Nutzung von Wärme durch eine Dampfmaschine, ein Kraftwerk oder auch andere Systeme ist nach Nicolas L. Sadi Carnot eine möglichst große Temperaturdifferenz nötig. Das heißt, dass es eine konstante Größe Q /T gibt. Diese Größe S = Q / Twird Entropie genannt. Sie wird in Joule pro Kelvin gemessen, bzw. in Carnot: 1 Ct = 1 J • K-1. Entropie kann als Ordnungszustand eines Systems aufgefasst werden: Die Entropie eines Systems nimmt mit steigender Unordnung zu. Sie hängt zudem mit der statistischen Wahrscheinlichkeit W des Zustandes eines Systems zusammen: S = k • ln W .Die Entropieänderung S chemischer Reaktionen kann aus tabellierten, molaren Standard-Entropien berechnet werden: _RS_m⁰ =  S_m⁰ (Produkte) –  S_m⁰ (Edukte). Bei positiven S-Werten nimmt die Entropie (die wahrscheinlichere Unordnung) des Systems zu.

Anders ausgedrückt lautet der Erste Hauptsatz (Merksatz 131) aus diesen Gründen oft auch: Energie bleibt stets erhalten, egal wie viel Entropie bei einem Vorgang erzeugt wird (sie kann nicht geschaffen oder vernichtet werden).

1 Zweiter Hauptsatz der Thermodynamik (Entropiesatz): Entropie kann zwar erzeugt, aber niemals vernichtet werden.

Hinweis: In einem abgeschlossenen System bleiben bei reversiblen Prozessen Exergie – das Energiepotenzial, das in nutzbare Arbeit verwandelt werden kann – und Anergie jeweils konstant. Bei irreversiblen Prozessen hingegen wird die Exergie in Anergie umgewandelt; Anergie kann prinzipiell nicht in Exergie umgewandelt werden). Anders ausgedrückt lautet der Zweite Hauptsatz daher auch: Entropieerzeugung macht einen Vorgang irreversibel, oder: die Gesamtentropie eines Systems und seiner Umgebung kann definitionsgemäß nicht verschwinden, sondern nur gleich bleiben oder zunehmen.

1 Dritter Hauptsatz: Die Entropie eines Idealkristalls am absoluten Nullpunkt T = 0 K ist gleich Null: S0K = 0.

2 Die Gibbs-Energie (Freie Enthalpie) G ergibt sich rechnerisch als Differenz aus der Enthalpie und dem Produkt von deren Temperatur und Entropie: G = H - TS.

Hinweis: Es können stets nur „exergonische“ Reaktionen ablaufen, d.h. solche, bei denen die freie Enthalpie abnimmt.

1 Kinetik ist die Lehre der Bewegungsvorgänge und Mechanismen chemischer Reaktionen.

2 Die Reaktionsgeschwindigkeit vRG bemisst sich in mol Stoffumsatz n pro Zeiteinheit t (also vRG = n/t in mol/s). In Lösungen wird sie definiert als Konzentrationsänderung c eines Stoffes pro Zeitintervall t: vRG = c / t.

3 Die Geschwindigkeitskonstante einer Reaktion ergibt sich als Proportionalitätsfaktor k aus dem Zeitgesetz einer Reaktion. Beispiel: Beieiner Reaktion nach der Gleichung n A + m B AnBm ergibt sie sich zu: vRG = k x c(A)n x c(B)m

1 Die Reaktionsordnung gibt an, in welcher Potenz die Reaktionsgeschwindigkeit von der Konzentration eines Reaktionspartners oder dem Produkt der Konzentrationen mehrerer Stoffe abhängt.

2 Eine (Gleichgewichts-)Reaktion kann durch Druck- und Konzentrationserhöhung der Edukte oder Entfernen der Produkte und Zugabe geeigneter Katalysatoren beschleunigt werden.

Hinweis: Die Reaktionsgeschwindigkeit erhöht sich im Allgemeinen

 mit zunehmender Konzentration (oder dem Partialdruck) der Reaktionspartner,

 mit zunehmender Temperatur,

 durch Anwesenheit von Katalysatoren und

 mit zunehmender Oberflächengröße fester Edukte (Verteilungsgrad erhöhen durch Mahlen, Pulverisieren).

Es besteht jedoch keine direkte Beziehung zwischen der Triebkraft einer Reaktion (ihrer freien Enthalpie oder Entropie) und ihrer Geschwindigkeit.

1 Eine Elementarreaktion ist ein Einzelschritt eines Reaktionsmechanismus’ bzw. einer Gesamtreaktion dann, wenn er sich nicht in weitere Teilreaktionen zerlegen lässt.

2 Eine Kettenreaktion liegt vor, wenn im Reaktionsverlauf bei einer Teil- oder Elementarreaktion erneut die Ausgangsprodukte (Radikale) entstehen, so dass es zu einer ständigen Wiederholung der Reaktionen kommt. Verzweigungsreaktionen laufen ab, wenn im Verlaufe der Reaktion durch Verzweigungsreaktionen die Anzahl der Radikale zunimmt, so dass die Reaktionsgeschwindigkeit steigt.

3 Die Arrhenius-Gleichung zeigt den Zusammenhang zwischen dem Geschwindigkeitskoeffizient k (Reaktionsgeschwindigkeitskonstante), der Aktivierungsenergie EA und der Temperatur T: k = A • e(-E(Akt) / R • T) (Arrhenius-Gleichung)bzw.: ln k = ln A – EA / R • 1/T